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Cinética Química
Velocidad de Reacción
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Velocidad de Reacción
tiempo
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Factores que afectan la Velocidad de Reacción

• 1.- Concentración de los reactivos Casi todas
  las reacciones químicas avanzan con más rapidez
  si se aumenta la concentración de uno ó más
  reactivos esto debido a que mientras mayor sea
  el número de moléculas (es decir la
  concentración) mayor será la cantidad de choques
  que se producen para la formación de nuevas
  moléculas. Si se trata de gases su presión
  parcial es directamente proporcional a su
  concentración.
• 2.- La temperatura a la cual se lleva a cabo la
  reacción La rapidez de las reacciones químicas
  aumenta conforme se eleva la temperatura. Esto se
  debe a que al aumentar la temperatura, la energía
  de las moléculas aumenta así alcanzando la
  energía mínima requerida para reaccionar.
• 3.- El grado de división de las fases
  reaccionantes Ya que en este caso aumenta la
  superficie de contacto entre las mismas por lo
  tanto aumentará el numero de choques capaces de
  generar reacciones químicas.
• 4.- Presencia de catalizadores Un catalizador es
  una sustancia es capaz de afectar la velocidad de
  reacción, ya sea aumentándola o disminuyéndola,
  lo que dependerá de cada sustancia y reacción
  específica.

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Ley de Velocidad de Reacción AB C D La
velocidad de una reacción en un instante dado
para el cual se conocen las concentraciones de
los reactivos se expresa V k A . B
siendo k la velocidad especifica de la reacción
Ej si A 3 mol/l y B 1mol/l y k
2.10 -3 l/mol.s V 6.10 -3 mol/l.s Para una
reacción en la cual a A b B c C d D
V k A a . B b Los
coeficientes a , b , etc. se determinan de manera
experimental (no son los estequiométricos). Esto
sucede porque las reacciones pueden producirse
en etapas con diferente velocidad en cada tramo.
El tramo más lento determina la velocidad de la
reaccion total. La suma de los coeficientes
representa el orden general de reacción.
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Mecanismo de Reacción
En una reacción pueden aparecer pasos intermedios
mediante los cuales se produce la misma. Esta
sucesión de etapas se conoce como mecanismo de
reacción.
Ejemplo Descomposición gaseosa de N2O5 Reacción
global 2N2O5? 4NO2O2 Mecanismo a.- N2O5 ?
NO2 NO3 b.-NO2 NO3 ? NO O2 NO2 c.-NO
NO3 ? 2NO2
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Mecanismo de Reacción
Reacción global 2N2O5?4NO2O2 Mecanismo a.-
N2O5 ? NO2 NO3 b.-NO2 NO3 ? NO O2
NO2 c.-NO NO3 ? 2NO2
Intermediarios Son especies que se producen en
un paso del mecanismo y luego son consumidos en
un paso siguiente de modo que no aparecen en la
reacción global.
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Medida de la velocidad de una Reacción química.
Para medir la velocidad de reacción, por unidad
de volumen es necesario determinar la
concentración de un reactivo o producto en
función del tiempo. Esta se determina
experimentalmente utilizando métodos químicos en
donde se toman muestras de recipientes de
reacción que se analizan cuantitativamente para
conocer la cantidad de reactivo
transformado. Los métodos físicos están
basados en cambios de pH, resistencia eléctrica,
índice de refracción, conductividad térmica,
entre otros.
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Diagrama de energía de reacción
Antes del estado Estado de
Después del estado Reactivos de
transición transición de transición
Productos
(dir)
Energía
(inv)
?H reacc
Avance de la reacción
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Equilibrio químico características
Si se introduce en un recipiente adecuado Iodo e
Hidrógeno a una temperatura de 500 ºC se produce
la siguiente reacción
V1 k H2 . I2
H2 (g) I2 (g) 2 HI (g)
A medida que la reacción avanza, aumenta la
concentración de ioduro de hidrógeno y disminuyen
las cantidades de hidrógeno y de iodo. A partir
de determinado momento las concentraciones no
varían, se dice que se ha llegado al
equilibrio. Como la reacción indicada es
reversible, se entiende que a medida que se va
formando ioduro de hidrógeno, se va
descomponiendo según la reacción contraria
2 HI (g) H2
(g) I2 (g)
V2 k IH2
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La velocidad de la reacción 1 (directa) va
disminuyendo y la v2 (inversa) va aumentando con
el correr del tiempo. Llega un momento en que
ambas se igualan se ha alcanzado el equilibrio.
V1 k H2 . I2
V2 k IH2
Si v1 v2
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Constante de equilibrio (Kc)

• En una reacción cualquiera a A b B
  c C d Dla constante Kc tomará el valor
• El valor de la constante Kc depende de la
  temperatura

• ATENCIÓN! Sólo se incluyen las especies gaseosas
  y/o en disolución. Las especies en estado sólido
  o líquido tienen concentración constante y por
  tanto, se integran en la constante de equilibrio.

• En la reacción anteriorH2(g) I2(g)
  2 HI (g)

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Principio de Le Chatelier

• Si en un sistema en equilibrio se modifica
  algún factor (presión, temperatura, concentración
  de las especies presentes..) el sistema
  evoluciona en el sentido que tienda a oponerse a
  dicha modificación.
• Por ejemplo, para el sistema en equilibrio
• SO2 (g) 2 O2 (g) 2 SO3 (g)

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Cuya K se puede escribir

• Si aumentamos (SO2) ó (O2)
• para que el valor de K permanezca constante, el
  equilibrio se desplaza a la derecha (hacia la
  formación de productos).
• Si en cambio aumentamos (SO3)
• por Le Chatelier, el equilibrio se desplaza a la
  izquierda (hacia la formación de reactivos).
• En el caso de equilibrios en fase gaseosa
  (como éste), los cambios de presión inciden en su
  desplazamiento.
• Si la presión aumenta, el equilibrio se desplaza
  en el sentido de disminuirla, es decir hacia la
  menor concentración de especies en estado
  gaseoso. En este caso hacia los productos.